¿Por qué los electrones fuera del núcleo de un átomo todavía tienen órbitas?

4s′ significa que hay un electrón en la subcapa S de la cuarta capa. Los electrones que se mueven fuera del núcleo serán atraídos por el núcleo. La diferencia en su energía de movimiento se puede expresar por la distancia de. sus órbitas salen del núcleo. Los electrones con mayor impulso se alejan más del núcleo, mientras que los electrones con menor impulso se acercan al núcleo. Pero el movimiento de los electrones alrededor de un núcleo es diferente del movimiento de los satélites alrededor de la Tierra. El impulso de un satélite artificial que se mueve alrededor de la Tierra cambia continuamente. Debido al consumo de energía, su órbita se acercará gradualmente a la Tierra. Sin embargo, la energía de los átomos está cuantificada y las órbitas de los electrones fuera del núcleo son discontinuas. Pueden dividirse en varias capas. Estas capas se denominan "capas de electrones", también llamadas "capas de energía" [1]. La línea de Balmer del espectro del átomo de hidrógeno El hecho de que la línea del espectro del átomo de hidrógeno (imagen de la derecha, sistema de líneas de Balmer) puede probar la existencia de la capa electrónica. Según la teoría electromagnética clásica, los electrones que giran a alta velocidad alrededor del núcleo emitirán continuamente ondas electromagnéticas continuas de los átomos. Sin embargo, en la figura se puede encontrar que la imagen espectral del átomo de hidrógeno es discreta, lo que contradice la teoría. Resultados de los cálculos del electromagnetismo clásico. Después de eso, Glass Er propuso el concepto de capa de electrones y derivó con éxito la fórmula de Rydberg (σ=R'×[(n^-2)-(m^-2)]) que describe el espectro del hidrógeno. átomos mediante la conversión de la constante de Rydberg R' Vinculada a la constante de Planck, desde entonces se reconoce la existencia de la capa electrónica [2]. Normalmente, los electrones de un átomo de hidrógeno se mueven en la capa de electrones más cercana al núcleo y no liberan energía en este momento. El estado de los electrones en este momento se denomina "estado fundamental". Cuando un átomo de hidrógeno obtiene energía del mundo exterior (como calor, descarga, energía de radiación, etc.), sus electrones pueden saltar a una capa de electrones alejada del núcleo. El estado de los electrones en este momento se denomina ". estado de excitación." Cuando los electrones saltan de una capa de electrones más alejada del núcleo a una capa de electrones con una energía relativamente menor y más cercana al núcleo, se libera energía en forma de luz. La frecuencia ν de la luz y la diferencia de energía ∣E2-E1∣ entre las dos capas de electrones tienen la siguiente relación [3]: hv=∣E2-E1∣ Donde, h es la constante de Planck (6,62×10^-27 erg·segundo ) porque La capa de electrones es discontinua, por lo que la energía liberada por la transición electrónica también es discontinua (cuantizada). El reflejo de esta energía discontinua en el espectro es un espectro lineal. En el modelo mecánico cuántico moderno, el número cuántico que describe la capa electrónica se llama número cuántico principal o número cuántico n. El valor de n es un entero positivo 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, correspondiente a The. Los símbolos son K, L, M, N, O, P, Q. Para los átomos de hidrógeno, n es constante y la energía de su estado de movimiento es constante. En términos generales: cuanto mayor es n, mayor es la energía de la capa de electrones. Cada capa de electrones puede contener un número limitado de electrones, que es 2n ^ 2. Sin embargo, cuando una capa de electrones es la capa más externa de un átomo, solo puede contener hasta 8 electrones y la siguiente capa externa puede contener hasta 18. electrones[4] . Número cuántico principal 1 2 3 4 5 6 7 Capa electrónica KL M N O P Q Grupo 0 Número de electrones 2 2, 8 2, 8, 8 2, 8, 18, 8 2, 8, 18, 18, 8 2, 8, 18, 32 , 18, 8 Ninguno Si un electrón está en un estado excitado, un fotón con la energía adecuada puede hacer que el electrón experimente radiación estimulada y libere un fotón con la misma energía. La premisa es que la energía liberada por el electrón regresa a un. El nivel de energía más bajo debe ser consistente con la energía del fotón que interactúa con él. En este momento, la liberación estimulada del fotón y el fotón original se mueven en la misma dirección, lo que significa que las ondas de los dos fotones están sincronizadas. Utilizando este principio, se han diseñado láseres, que son fuentes de luz que pueden producir luz con una frecuencia muy estrecha. En cada vez más experimentos espectroscópicos, la gente ha descubierto que cuando los electrones pasan entre dos capas de electrones adyacentes, aparecerán múltiples líneas espectrales similares, lo que muestra que existen diferencias de energía en la misma capa de electrones. Esta diferencia se llama "subnivel de electrones". , también llamado "nivel de energía".

Nivel de energía (subcapa de electrones) Si utiliza un espectrómetro más sofisticado para observar el espectro del átomo de hidrógeno, encontrará que toda la línea del espectro original se divide nuevamente, lo que significa que hay un nivel más refinado entre las dos capas de electrones cuantificados. "Nivel", que se denomina "nivel de energía", cada capa de electrones tiene un diagrama de niveles de energía orbital atómico que consta de uno o más niveles de energía, y la energía del mismo nivel de energía es la misma. El número cuántico que describe el nivel de energía se llama número cuántico angular, representado por "l". Para el número cuántico principal n correspondiente a cada capa de electrones, el valor de l puede ser 0, 1, 2, n-1, es decir, hay n niveles de energía en total, porque el n de la primera capa de electrones K =1, por lo que tiene un solo nivel de energía, mientras que la capa L con n=2 tiene dos niveles de energía, que se manifiestan en dos líneas espectrales muy similares en el espectro. Entre todos los elementos del primer al séptimo ciclo, la gente descubrió por primera vez 4 niveles de energía, denominados s, p, d y f respectivamente. Teóricamente, aparecerá un quinto nivel de energía en el octavo ciclo. Número cuántico principal n1 23 4 Capa electrónica K L M N El número cuántico angular (l) toma el valor 0 0, 1 0, 1, 2 0, 1, 2, 3 Símbolo del nivel de energía 1s 2s, 2p 3s, 3p, 3d 4s, 4p, 4d, el nivel de energía 4f se divide en un átomo de múltiples electrones. Cuando los electrones de valencia ingresan al interior del átomo, el efecto de protección de los electrones internos sobre el núcleo disminuye, lo que equivale a un aumento en el número de carga efectiva del átomo. átomo, lo que significa que la fuerza gravitacional ejercida sobre los electrones As, la energía del sistema del átomo disminuye, por lo que se puede concluir fácilmente que cuando el número cuántico principal n es el mismo, las formas de los orbitales atómicos correspondientes a diferentes números de momento angular orbital Son diferentes, es decir, cuando los electrones de valencia están en órbitas diferentes, la reducción de energía de los átomos también es diferente. Cuanto más obvio es el efecto de penetración de la órbita, mayor es la reducción de energía. Las energías de los niveles de energía s, p, d y f son diferentes en tamaño. Este fenómeno se llama "división de niveles de energía". La razón principal del efecto de blindaje es la repulsión mutua de las fuerzas electrostáticas entre los electrones fuera del núcleo, que se debilitan. la interacción entre el núcleo atómico y los electrones. Atracción: Los electrones en el nivel de energía s repelen a los electrones en el nivel de energía p, "empujando" a los electrones p lejos del núcleo. Hay una situación similar entre p, d y. f. El orden de blindaje total es nsgt; ndgt; nf porque cuanto más lejos del núcleo, mayor es la energía, por lo que el orden de energía es inversamente proporcional al orden de blindaje; Diagrama de nivel de energía aproximado de Pauling nivel de energía escalonado lt; / Bgt Hay una interacción de electrones entre la misma capa de electrones y diferentes. También hay interacción entre capas de electrones. Esta interacción se denomina "efecto de perforación". es relativamente complejo. El resultado directo del efecto de perforación es que la energía del nivel de energía d de la capa de electrones anterior es mayor que la energía del nivel de energía s de la siguiente capa de electrones. Es decir, la capa d y la capa s están entrelazadas, y la capa f está entrelazada tanto con la capa d como con la capa s. El químico chino Xu Guangxian propuso una ley empírica para el cálculo del nivel de energía: la energía de un nivel de energía es aproximadamente igual a n 0,7l. El famoso químico estadounidense Linus Pauling también proporcionó un diagrama de niveles de energía aproximado mediante cálculo (ver la imagen de la derecha). Este diagrama describe aproximadamente la energía de cada nivel de energía y tiene una amplia gama de aplicaciones [5]. En presencia de un campo magnético externo en la órbita, muchas líneas espectrales atómicas aún sufren una división más fina. Este fenómeno se llama efecto Zeeman (la división causada por el campo eléctrico se llama efecto Stark). No existen campos magnéticos ni campos eléctricos, lo que significa que aunque los electrones del mismo nivel de energía tienen la misma energía, se mueven en diferentes direcciones, por lo que serán influenciados por fuerzas de Lorentz con diferentes direcciones. El número cuántico que describe la órbita de estos movimientos de electrones se llama número cuántico magnético (número cuántico magnético), símbolo "m". Para cada nivel de energía determinado (subcapa electrónica), m tiene un valor definido, que no tiene nada que ver con el. capa electrónica (El nivel de energía en cualquier capa de electrones tiene el mismo número de orbital) Nivel de energía s p d f Número cuántico magnético 1 3 5 7 Número de orbital 1 3 5 7 La forma de la órbita se puede calcular basándose en Y (θ, φ) de las coordenadas esféricas de la ecuación de Schrödinger. El nivel de energía s es una órbita esférica simple. Los orbitales de nivel p tienen forma de mancuerna y ocupan los ejes x, y y z del sistema de coordenadas rectangular espacial respectivamente, es decir, hay órbitas en tres direcciones diferentes. El orbital d es más complejo y los siete orbitales en el nivel de energía f son aún más complejos.

Las imágenes de la función de onda de distribución angular de todas las órbitas se pueden encontrar en una galería de orbitales atómicos y orbitales moleculares [6]. El hecho de la espectroscopia de espín de alta resolución revela que también existe un movimiento cuantificado peculiar de los electrones fuera del núcleo, que es llamado movimiento de espín, expresado por el número cuántico magnético de espín (espín m.q.n), cada órbita puede acomodar hasta dos electrones con espines opuestos. Está registrado como " ↑ ↓ " pero es necesario señalar que el giro aquí es diferente de la rotación de la Tierra, y la esencia del giro es todavía un misterio sin resolver que espera ser descubierto [4]. "Spin" es un término que comúnmente entendemos, pero en realidad es un movimiento intrínseco de electrones. Los núcleos atómicos también pueden tener espín neto. Normalmente estos núcleos están orientados aleatoriamente debido al equilibrio térmico. Pero para algunos elementos específicos, como el xenón-129, parte del espín nuclear también puede estar polarizado. Este estado se llama hiperpolarización y tiene aplicaciones importantes en la resonancia magnética nuclear. Edite este párrafo Descripción general de la configuración electrónica El movimiento de los electrones en órbitas atómicas sigue tres teoremas básicos: el principio de energía mínima, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. El principio de energía mínima El principio de energía mínima significa que cuando los electrones fuera del núcleo se mueven, siempre ocupan primero órbitas con menor energía, poniendo a todo el sistema en el estado de menor energía. Principio de exclusión de Pauli El físico Pauli propuso resumiendo muchos hechos: Es imposible que dos fermiones idénticos tengan el mismo estado físico cuántico al mismo tiempo. El principio de exclusión de Pauli se aplica a la disposición de los electrones y se puede expresar de la siguiente manera: el orbital más atómico en la misma órbita puede acomodar como máximo dos electrones con espines opuestos. Este principio tiene dos corolarios: ① Si dos electrones están en la misma órbita, sus direcciones de espín deben ser diferentes ② Si dos electrones tienen el mismo espín, no deben estar en la misma órbita ③ Cada órbita puede acomodar hasta dos electrones; . Regla de Hund: basada en resumir una gran cantidad de datos espectrales y de potencial de ionización, la regla de Hund propuso que cuando los electrones se organizan en órbitas degeneradas, ocuparán órbitas diferentes tanto como sea posible y tendrán espines paralelos [5]. Para la misma subcapa electrónica, cuando la configuración electrónica está completamente llena (s^2, p^6, d^10, f^14) o medio llena (s^1, p^3, d^5, f^7) Es relativamente estable cuando está todo vacío (s^0, p^0, d^0, f^0). Configuración electrónica: al principio, la gente solo usaba diagramas de estructura electrónica para representar la microestructura de los átomos. Sin embargo, el diagrama de estructura electrónica solo puede mostrar la capa de electrones del átomo, pero no el nivel de energía ni la órbita. nacido. La configuración electrónica se expresa de la siguiente manera: el número antes del símbolo del nivel de energía indica la capa de electrones en la que se encuentra el nivel de energía, el índice después del símbolo del nivel de energía indica la cantidad de electrones en ese nivel de energía y los electrones se basan en la energía después del "nivel de energía asombroso" La secuencia de niveles se lleva a cabo de acuerdo con las tres reglas del "Principio de mínimo de energía", el "Principio de exclusión de Pauli" y la "Regla de Hund". Además, aunque el electrón entra primero en la órbita 4s y luego en la órbita 3d (el orden de los niveles de energía escalonados), todavía procede en el orden de 1s ∣2s, 2p ∣3s, 3p, 3d ∣4s al escribir. Ejemplo H: 1s^1 F: 1s^2∣2s^2, 2p^5 S: 1s^2∣2s^2, 2p^6∣3s^2, 3p^4 Cr: 1s^2∣2s^2, 2p^6∣3s^2, 3p^6, 3d^5∣4s^1 (tenga en cuenta los números en negrita, son 3d^5, 4s^1 en lugar de 3d^4, 4s^2, porque en el orbital d, 5 Los electrones están en un estado medio lleno, lo que refleja la regla de Hund). Configuración electrónica simplificada Para facilitar la escritura, la configuración electrónica generalmente se simplifica y la capa de electrones llena se reemplaza con una estructura de gas raro. Ejemplo Cr: 1s^2∣2s^2, 2p^6∣3s^2, 3p ^6. , 3d^5∣4s^1 Después de la simplificación: [Ar]3d^5∣4s^1 Después de la simplificación, la configuración electrónica restante son los electrones de valencia, que participarán en reacciones químicas y están marcados en la tabla periódica de elementos.